Физическая и коллоидная химия (стр. 9 )

3) Образование тройных азеотропов. Минорный компонент смеси можно связать вместе с частью мажорного в тройной азеотроп при добавлении третьей жидкости. Например, вода, этиловый спирт и бензол могут образовать тройной азеотроп с составом 74% бензола + 19% этанола + 7% воды и с Ткип 65оС. При таком способе к спирту-ректификату добавляется точно рассчитанное количество бензола, достаточное для связывания всей воды. В результате перегонки такой смеси вначале отгоняется весь тройной азеотроп, а в кубовом остатке накапливается практически чистый этиловый спирт.

7.12. Ограниченно растворимые жидкости

Если отклонения давления пара раствора от закона Рауля очень велики и превосходят некоторую критическую величину, то в системе, образованной двумя жидкостями, при изменении температуры возникает новое явление - расслаивание раствора на две несмешивающиеся жидкие фазы. Чаще всего эти фазы содержат оба компонента, но в разном соотношении. Обычно при начале расслаивания одна из фаз выделяется в виде мельчайших капель, так что система представляет собой эмульсию. При длительном стоянии капли эмульсии сливаются и система разделяется на два слоя. Концентрация каждого компонента в обеих фазах обусловлена взаимной растворимостью жидкостей друг в друге при данной температуре. То есть, такие равновесные фазы, представляют собой насыщенные растворы одного компонента в другом (насыщенный раствор А в В и насыщенный раствор В в А). Они называются сопряжёнными фазами или сопряжёнными растворами. В зависимости от природы веществ с изменением температуры растворимость их друг в друге может или увеличиваться, или уменьшаться. При определённых температурах в таких системах наблюдается разрыв растворимости - интервал концентраций, в котором гомогенный раствор неустойчив и не может образоваться. Жидкости, способные к полному взаимному растворению при одних температурах и к ограниченному смешиванию при других называются ограниченно растворимыми.

С ростом температуры в большинстве случаев границы растворимости сближаются, и интервал расслаивания уменьшается. При строго определённой для каждой пары жидкостей температуре, называемой верхней критической температурой растворения (КТР) составы обеих сопряжённых фаз становятся одинаковыми, и система обретает гомогенность. К таким системам относятся, например, смеси вода - нитробензол, вода - фенол, вода - анилин.

Существуют пáры жидкостей, взаимная растворимость которых увеличивается с понижением температуры (как правило, это смеси воды с различными аминами - например, с триметиламином, а также с коллидинами (триметилпиридинами). В системах, образованных такими жидкостями, наблюдается нижняя КТР.

Кроме того, известны системы с двумя КТР - верхней и нижней. В этих системах область ограниченной растворимости жидкостей существует в каком-то определённом интервале температуры. К таким системам относится, например, система вода - никотин. Однако экспериментальное наблюдение двух КТР в этой смеси затруднено, так как это возможно при очень высоких давлениях, позволяющих сохранить систему жидкой при температурах выше 450 К (177оС).

Для фармации данные об ограниченной растворимости и о КТР важны при приготовлении многокомпонентных лекарственных форм, содержащих две и более жидкости. Области ограниченной и полной растворимости жидкостей могут быть определены с помощью диаграмм растворения.

7.13. Диаграммы растворения. Правило Алексеева

Зависимость взаимной растворимости жидкостей от температуры принято изображать на диаграммах состояния, называемых диаграммами растворения (или растворимости). Каждая такая диаграмма строится в координатах “температура - состав” при заданном постоянном давлении.

7.13.1. Системы с верхней критической температурой растворения

Типичная диаграмма растворения для таких систем показана на рис. 7.8.

Рис. 7.8. Диаграмма растворения для системы с верхней критической температурой растворения

Линия akb (линия расслоения) разделяет два фазовых поля: вне кривой поле 1 - поле гомогенных бивариантных систем и внутри кривой поле 2 - поле гетерогенных моновариантных систем, состоящих из двух сопряжённых фаз. Составы сопряжённых растворов можно определить с помощью коннод, а именно по точкам пересечения их с линией расслоения. Так, при температуре Т1 коннода pq показывает, что сопряжённые растворы имеют составы p` и q`, а при температуре Т2 - коннода mn отвечает составам m` и n`. Точки p` и m` соответствуют растворам вещества В в веществе А, а точки n` и q` - растворам А в В. Видно, что чем ниже температура, тем больше различие составов сопряжённых фаз. Причём эти составы не зависят от абсолютного содержания компонентов в смеси, а зависят только от температуры.

Нагревание системы отображается перемещением фигуративной точки, отвечающей общему составу системы, вверх. Так, например, для системы с общим составом х - движением по линии ху. Пока фигуративная точка находится ниже кривой расслоения, система гетерогенна и состоит из двух фаз. При температуре Т1 система распадается на сопряжённые растворы с составами p` и q`, при температуре Т2 - на растворы с составами m` и n`. По мере повышения температуры составы сопряжённых фаз всё более сближаются друг с другом, и когда фигуративная точка достигает линии расслоения при температуре Т3, они становятся одинаковыми. При этом система становится гомогенной (происходит гомогенизация), так как выше этой температуры наступает полное смешивание компонентов. Температура Т3 называется температурой гомогенизации. Выше Т3 система будет оставаться гомогенной вплоть до температуры, при которой начнётся кипение.

Охлаждение, отображаемое движением фигуративной точки вниз по линии ух, сопровождается обратными явлениями. При достижении температуры Т3 (теперь её логичнее назвать температурой гетерогенизации) происходит гетерогенизация - разделение гомогенного раствора на две сопряжённые фазы. Дальнейшее охлаждение (вплоть до отвердевания) приводит к перераспределению компонентов между сопряжёнными растворами таким образом, что их составы всё более отличаются друг от друга.

Точка k, находящаяся в максимуме кривой расслоения, отвечает верхней критической температуре растворения Ткр. Выше этой температуры системы с любым соотношением компонентов А и В находятся в гомогенном состоянии. При температурах, лежащих ниже КТР, состояние системы будет зависеть от её состава. Например, при температуре Т1 в области концентрации вещества В от 0 до р` система гомогенна. Если к ней добавить какое-то количество В, то фигуративная точка, передвигающаяся при этом по горизонтальной линии - изотерме Т1 - Т1, попадёт в гетерогенную область диаграммы растворения, что отвечает расслоению системы на два сопряжённых раствора с составами p` и q`, причём подавляющая часть системы находится в виде фазы p. Дальнейшее увеличение содержания компонента В в системе приводит к изменению массы каждой из сопряжённых фаз - масса фазы p` уменьшается, а масса фазы q` увеличивается. Составы же обеих фаз остаются неизменными при данной температуре. Когда содержание компонента В в общем составе системы превысит q`, фаза p` исчезает, фигуративная точка выходит в гомогенную область и вновь наступает полная смешиваемость компонентов.

Составы сопряжённых растворов и критическая температура растворения находятся между собой в определённой зависимости, которая описывается правилом (1876):

Середины коннод, соответствующих различным температурам, ле­жат на одной прямой, идущей от критической точки.

С учётом того, что середина конноды отвечает среднему арифметическому из состава сопряжённых растворов, правило Алексеева может быть сформулировано и так:

Среднее арифметическое из состава равновесных жидких фаз является линейной функцией температуры; точка пересече­ния этой линии с кривой расслоения отвечает крити­ческой тем­пе­ратуре растворения.

Если кривая расслоения в области критической температуры растворения не имеет чётко выраженного максимума, КТР может быть определена с помощью правила Алексеева, как показано на рис. 7.9.

Как уже говорилось, конноды pq, mn и rs, являющиеся отрезками изотерм соответственно при Т1, Т2 и Т3, позволяют определить составы сопряжённых растворов, находящихся в равновесии при этих температурах: это соответственно p` и q`, m` и n`, r` и s`. Точки a, b и с, являющиеся геометрическими серединами коннод, отражают среднее арифметическое из составов сопряжённых растворов. Как видно, они лежат на прямой линии lk, которая пересекает кривую расслоения в точке максимума, соответствующей КТР.

Рис. 7.9. Иллюстрация правила Алексеева на диаграмме растворения для системы с верхней КТР

7.13.2. Системы с нижней критической температурой растворения

Типичная диаграмма растворения для таких систем приведена на рис. 7.10.

Рис. 7.10. Диаграмма растворения для системы с нижней критической температурой растворения

Как и для систем с верхней КТР, фазовое поле 1 отвечает области гомогенных систем, т. е. полной взаимной растворимости компонентов. Фазовое поле 2 отвечает гетерогенной области, когда в равновесии находятся сопряжённые растворы с определёнными составами. К таким системам тоже приложимо правило Алексеева, с той разницей, что критическая температура определяется по минимуму на кривой расслоения.

7.13.3. Системы с верхней и нижней критическими температурами

растворения

Типичная диаграмма растворения для таких систем изображена на рис. 7.11. Кривая расслоения представляет собой замкнутую линию, заключающую внутри себя фазовое поле гетерогенных систем 2. Вне кривой находится фазовое поле гомогенных систем, окружающее её со всех сторон. Правило Алексеева применимо и к таким системам, только для определения верхней КТР следует проводить конноды в самой верхней части кривой, а для определения нижней КТР - соответственно в самой нижней.

Рис. 7.11. Диаграмма растворения для системы с верхней и нижней критическими температурами растворения

7.14. Растворы нелетучих веществ. Коллигативные свойства

растворов

В отличие от рассмотренных выше растворов, состоящих из двух летучих компонентов, растворы нелетучих веществ в летучих растворителях обладают некоторыми особенностями. Так, нелетучее растворённое вещество не вносит заметного вклада в общее давление пара и поэтому пар над таким раствором образован практически одним растворителем. Например, давление пара сахарозы над разбавленным водным раствором равно » 10-23 атм, что позволяет при практических расчётах его не учитывать. В большинстве случаев в таких растворах имеет место значительное взаимодействие разнородных молекул, благодаря чему наблюдаются существенные отклонения от закона Рауля. Поэтому закон Рауля применим к таким растворам только в области очень малых концентраций растворённого вещества.

Из-за неспособности растворённого вещества переходить в пар облегчается разделение компонентов растворов перегонкой или выпариванием при низких температурах.

В этом разделе кроме собственно понижения давления пара мы рассмотрим некоторые практически важные свойства растворов нелетучих веществ: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания (плавления) и осмос. Эти свойства обычно называют коллигативными (или коллективными). Это означает, что они связаны только с числом молекул растворённого вещества в системе и не зависят от его природы - химических свойств, размеров и конфигурации молекул и др. Одной из главных причин, обусловливающих коллигативные свойства растворов, является понижение давления пара растворителя над раствором.

7.15. Понижение температуры замерзания растворов. Криометрия

Хорошо известно, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель. Причиной понижения температуры замерзания (как и повышения температуры кипения) растворов является уменьшение давления пара, что можно проиллюстрировать с помощью диаграммы состояния воды (рис. 7.12).

р 1 атм     Рис. 7.12. Понижение давления пара воды над раствором

Сплошные линии выражают границы фазовых полей для чистой воды. Напомним, что линия 1 отображает равновесие “жидкость - пар”. После добавления к воде нелетучего растворённого вещества давление пара над раствором (пунктирная линия 2) понижается при любой температуре.

Любая жидкость будет замерзать (отвердевать) тогда, когда давление пара над ней сравнивается с давлением пара над твёрдой фазой (в случае воды - надо льдом). Поэтому и температура замерзания раствора Тзам будет меньше, чем температура замерзания Тозам чистого растворителя - воды.

(1883) опытным путём установил, что понижение температуры замерзания (иначе - депрессия замерзания)

DTзам = Тозам - Тзам ,

вызываемое разными растворёнными веществами, взятыми в одинаковых молярных количествах, одинаково для данного растворителя. Так, для 0,1m водных растворов некоторых веществ наблюдаются следующие температуры затвердевания:

Вещество Tзам, oC

Пероксид водорода H2O2 - 0,186

Метиловый спирт CH3OH - 0,181

Этиловый спирт C2H5OH - 0,183

Сахароза C12H22O11 - 0,186

Декстроза C6H12O6 - 0,188

При различных концентрациях растворённых веществ DTзам пропор­цио­нально их моляльной концентрации m:

DTзам = Ккрm (7.1)

Коэффициент пропорциональности Ккр в уравнении (7.1), называемый криоскопической константой, представляет собой молярное понижение температуры замерзания. Эта величина численно равна понижению температуры замерзания раствора, содержащего 1 моль растворённого вещества в 1 килограмме растворителя при условии, что раствор обладает свойствами идеального. Криоскопическая константа является характеристикой растворителя, её величина не зависит от природы растворённого вещества.

Моляльная концентрация может быть выражена через массы растворённого вещества (b) и растворителя (а) в граммах (см. п. 7.3):

1000 b m = ¾¾¾¾ , М а

где М - молярная масса растворённого вещества (г/моль). Подставляя это выражение в уравнение (7.1), получим

1000 Ккр b DTзам = ¾¾¾¾¾ , М а

Из этого уравнения следует одно очень важное обстоятельство, а именно: зная точный состав разбавленного раствора и измеряя температуры замерзания чистого растворителя и раствора, можно рассчитать молярную массу растворённого вещества:

1000 Ккр b М = ¾¾¾¾¾ . (7.2) DTзам а

Уравнение (7.2) лежит в основе крио­ско­пи­ческого (или криометрического) метода определения молярной массы веществ по понижению температуры замерзания их растворов. Криометрический метод находит широкое применение в лабораторной практике, в том числе и в фармации.

Принцип его заключается в следующем. Вначале измеряется температура плавления (или замерзания) точной навески а выбранного растворителя. Затем к растворителю добавляется точная навеска исследуемого вещества b и измеряется температура плавления полученной смеси (или температура замерзания, если вещество, выбранное в качестве растворителя, имеет низкую температуру плавления). Навеска растворённого вещества должна быть намного меньше, чем навеска растворителя, чтобы раствор получился разбавленным. Полученное значение DTзам подставляется в уравнение (7.2) и с его помощью вычисляется молярная масса исследуемого вещества. В простейшем случае в качестве растворителя может быть взята дистиллированная вода. Однако из-за малого значения криоскопической константы и низкой температуры замерзания, требующей применения криостатов или специальных охлаждающих смесей, вода применяется лишь для приблизительной оценки молярной массы веществ. Как правило, в особенности при изучении сложных органических веществ с большой молярной массой, в качестве растворителей выбираются другие вещества. При этом особое значение имеет камфора с её большой криоскопической константой. Главным условием для криометрического определения является полная растворимость исследуемого вещества в выбранном растворителе. Ниже приведены криоскопические константы некоторых веществ (при нормальном атмосферном давлении):

Вещество Тпл оС Криоскопическая

константа Ккр

Вода 0 1,86

Бензол 5,5 5,12

Уксусная кислота 16,8 3,90

Циклогексан 6,5 20

Камфора 178,5 39,7

Криоскопический метод используется и для определения чистоты веществ. Это основано на том, что присутствие даже небольшой примеси снижает температуру плавления образца исследуемого вещества. Поэтому в химии (а так­же и в фармации) одним из критериев чистоты вещества является достижение максимальной температуры плавления, не возрастающей более после дополнительных операций очистки.

Ещё одно важное применение криоскопического эффекта - приготовление охлаждающих смесей. При определённом соотношении воды (или снега) и некоторых неорганических солей можно получить низкие температуры, удерживающиеся в течение достаточно длительного времени. Например, смесь, состоящая из 100 г снега и 143 г CaCl2·6Н2О, позволяет получить температуру -55оС.

В районах с холодным климатом в воду, используемую в автомобильных радиаторах, для предотвращения её замерзания зимой добавляются антифризы - такие вещества как спирт, глицерин или этиленгликоль. Лёд, намёрзший на проезжей части дорог и на тротуарах, легко плавится, когда его посыпают поваренной солью или золой, что тоже основано на криоскопическом эффекте. Следует только помнить, что неумеренное применение в этих целях соли может вызвать засоление близлежащих водоёмов и почв на их берегах и, как следствие, экологические нарушения.

7.16. Повышение температуры кипения растворов. Эбулиометрия

Кипение растворов, как и чистых жидкостей, начинается при температуре, соответствующей достижению общего давления пара, равного атмосферному. Из рассмотрения диаграммы состояния воды (рис. 7.12), следует, что в случае раствора это достигается при более высокой температуре, чем в случае чистой воды. Как и понижение температуры замерзания (плавления), повышение температуры кипения растворов по сравнению с чистым растворителем

DТкип = Ткип - Токип

пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:

DТкип = Кэm

где Кэ - эбулиоскопическая (эбулиометрическая) константа или молярное повышение температуры кипения. Она численно равна повышению температуры кипения раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества в 1 килограмме растворителя при условии, что раствор обладает свойствами идеального. Эбулиоскопическая константа, как и криоскопическая, является характеристикой растворителя, и её величина не зависит от природы растворённого вещества.

Повышение температуры кипения раствора может быть использовано для расчёта молярной массы растворённого вещества эбулиометрическим (эбулио­скопическим) методом по уравнению (7.3), подобному тому, которое используется в крио­метрии. Обозначения в уравнении (7.3) аналогичны обозначениям, использованным в уравнении (7.2).

1000 Кэ b М = ¾¾¾¾¾ . (7.3) DTзам а

Эбулиоскопический метод заключается в следующем. Сначала определяется температура начала кипения точной навески жидкости, выбранной в качестве растворителя. Температура кипения измеряется в момент появления первых пузырьков пара. Затем к растворителю добавляется точная навеска исследуемого вещества (как и при криоскопическом методе, небольшая, чтобы раствор был разбавленным) и измеряется температура начала кипения полученного раствора. Полученное по разности значение DTкип подставляется в уравнение (7.3) и с его помощью вычисляется молярная масса исследуемого вещества. Следует отметить, что из-за меньших значений эбулиоскопических констант по сравнению с криоскопическими значения DTкип для одного и того же раствора оказываются меньше, чем значения DTзам. Кроме того, если при криометрических измерениях природа растворённого вещества не сказывается на результатах, при эбулиометрии можно исследовать только практически нелетучие вещества, не искажающие общую картину давлением своих паров. Однако даже в случае практически полной собственной нелетучести растворённого вещества, какая-то его часть при кипении механически выбрасывается в пар поднимающимися пузырьками. Это приводит к увеличению ошибки определения и значительно сужает область применения эбулиометрии.

Водные растворы кипят при более высокой температуре, чем вода, и это обстоятельство следует учитывать при практической деятельности, например, при стерилизации растворов, при приготовлении пищи и т. п. Из-за эбулиоскопического эффекта попавшие на кожу кипящие растворы, особенно концентрированные (например, рассолы, сиропы, а также молоко), могут вызвать гораздо более тяжёлые ожоги и повреждения, чем кипящая вода.

7.17. Осмос

Осмос - явление самопроизвольного перехода растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую два раствора или раствор и чистый растворитель. Причиной осмоса является различие химических потенциалов растворителя по обе стороны полупроницаемой мембраны и стремление системы к выравниванию его концентрации в растворах, находящихся по обе стороны полупроницаемой мембраны.

Явление осмоса впервые было описано в 1748 г. французским исследователем Нолле. Первые количественные измерения осмоса были осуществлены в 1877 г. немецким ботаником В. Пфеффером. На этих измерениях была основана теория осмотического давления, созданная позднее Я. Вант-Гоффом.

Явление осмоса можно продемонстрировать следующим образом. Для опыта необходимо изготовить сосуд, дно которого заменено полупроницаемой мембраной. Полупроницаемая мембрана – это перегородка или плёнка с мельчайшими порами, через которые могут диффундировать молекулы растворителя и не могут молекулы или ионы растворённого вещества. Если такой сосуд с раствором какого-либо вещества поместить в другой сосуд, заполненный чистым растворителем, как показано на рис. 7.13, то можно заметить, что через некоторое время уровень жидкости во внутреннем сосуде 1 повысится, а во внешнем 2 - понизится.

Аналогичное явление будет наблюдаться и тогда, когда во внешнем сосуде находится не чистый растворитель, а раствор того же вещества, что и во внутреннем сосуде, но с меньшей концентрацией. При осмосе растворитель всегда диффундирует в сторону раствора с большей концентрацией растворённого вещества.

Прибор, схематическое устройство которого показано на рис. 7.13, называется осмометром. В качестве мембран для осмометров используют различные природные и искусственные пленки (пергамент, плавательный пузырь рыб, целлофан и др.). Мембраны могут быть и неорганической природы, например, из тонких пластин неглазурованного фарфора, в порах которого осаждают гексацианоферрат (II) меди Cu2Fe(CN)6. Такие мембраны достаточно прочны и могут выдерживать высокие давления. Верхняя часть внутреннего сосуда осмометра обычно делается в виде узкой трубки, для того, чтобы поднятие уровня жидкости было более заметным. Для измерения высоты поднятия на трубку наносятся деления в виде вертикальной шкалы.

Рис. 7.13. Иллюстрация осмотического эффекта

7.17.1. Осмотическое давление

Высота поднятия жидкости во внутреннем сосуде осмометра не зависит от природы растворённого вещества, но зависит от его концентрации и от температуры, а именно: чем больше концентрация вещества и чем выше температура, тем выше поднимается уровень жидкости. Осмос продолжается не бесконечно, через какое-то время он останавливается. Если мембрана разделяет два раствора с различной, но не намного отличающейся концентрацией, осмос будет идти до практически полного выравнивания концентрации каждого из компонентов по обе стороны мембраны. Если же мембрана разделяет раствор и чистый растворитель или два раствора с сильно отличающимися концентрациями, осмос остановится из-за того, что ему будет препятствовать гидростатическое давление поднимающегося столба жидкости. При остановке осмоса в системе наступает динамическое равновесие, характеризующееся равенством скоростей диффузии растворителя через мембрану в обоих направлениях. Вообще осмос можно приостановить любым давлением, направленным противоположно ему. Очевидно, что давление, необходимое для остановки осмоса, равно по величине тому давлению, которое оказывают при диффузии через мембрану молекулы растворителя. Это избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса, называется осмотическим давлением. Осмотическое давление обозначается буквой p; размерность его в системе СИ - Па, но на практике часто используется и внесистемная единица атм.

Если два раствора обладают одинаковым осмотическим давлением, их называют изотоническими. Когда осмотические давления растворов различны, тот раствор, у которого осмотическое давление больше, называется гипер­тони­ческим, тот у которого оно меньше - гипотоническим.

В 1887 г. Я. Вант-Гофф вывел уравнение, связывающее осмотическое давление раствора неэлектролита с его концентрацией:

p = CRT (7.4)

где С - молярная концентрация растворённого вещества.

Кажущееся сходство между этим уравнением и уравнением состояния идеального газа

pV = nRT

первоначально привело Вант-Гоффа к предположению о том, что осмотическое давление - результат ударов молекул растворённого вещества (ведущих себя так же, как молекулы в газовой фазе), о полупроницаемую мембрану. Позже выяснилось, что это объяснение ошибочно. И хотя многое в природе осмоса до сих пор ещё не ясно, все же твёрдо установлено, что осмос - результат неравенства химического потенциала растворителя по обе стороны полупроницаемой мембраны.

7.17.2. Осмометрия

Так как молярная концентрация С представляет собой число молей вещества n, содержащееся в литре раствора, а n в свою очередь равно массовому количеству вещества m, делённому на его молярную массу:

n = m/М ,

то осмометрические измерения можно использовать для определения молярной массы растворённого вещества. Подставляя это значение С в (7.4) :

m p = ¾¾ RT, M

и решая его относительно М, получаем уравнение

m M = ¾ RT, p

лежащее в основе осмометрического метода определения молярной массы растворённого вещества.

Для низкомолекулярных неорганических и органических соединений осмометрический метод обычно не дает преимуществ по сравнению с другими методами, например, с криометрическим. Однако в случае вы­со­комолекулярных веществ, как правило, образующих растворы с очень малыми молярными концентрациями, осмометрия оказывается достаточно чувствительной и полезной.

Именно при помощи этого метода Адером в 1925 г. была впервые достоверно определена молярная масса гемоглобина, равная » 68000, что впоследствии было подтверждено при помощи других физико-химических методов.

7.17.3. Значение осмотических явлений

Осмос играет важную роль в растительных и животных организмах, способствуя оводнению клеток и межклеточных структур. Оболочки клеток представляют собой полупроницаемые мембраны. Если клетки, например, эритроциты, поместить в дистиллированную воду, то из-за осмоса, направленного внутрь клеток (эндоосмос), они довольно быстро увеличиваются в размерах. В конце концов это приводит к тому, что клетки разрываются, так как оболочки не выдерживают развивающегося внутри них давления. Такое явление в общем случае носит название лизис, а в случае эритроцитов - гемолиз. Если же клетки поместить в концентрированный раствор какой-либо нейтральной соли, например, NaCl, то наблюдается, наоборот, выход воды из клеток наружу (экзоосмос), приводящий к их сморщиванию (плазмолизу). И лизис, и плазмолиз приводят к гибели клеток.

Человеческий организм, как и организмы животных и растений, характеризуется гомеостазом ряда физико-химических показателей внутренней среды, в том числе и осмотического давления крови. При температуре 37оС осмотическое давление крови, лимфы, тканевых жидкостей человека составляет 7,4 ¸ 7,8 атм (7,5 ¸ 7,9´105 Па). Колебания внутри этого интервала обусловлены индивидуальными особенностями. Постоянство осмотического давления в организме называется изоосмией. Поддерживается осмотическое давление на нужном уровне выделением избыточного количества воды почками, лёгкими, кожей (с потом) или, наоборот, задержкой воды в организме при её недостатке. Нарушение изоосмии оказывается губительным для организма гораздо раньше, чем наступает плазмолиз или лизис клеток. Снижение осмотического давления введением больших избытков воды или в результате интенсивной потери солей, например, с потом, вызывает рвоту, судороги, затемнение сознания и т. п., вплоть до гибели организма. Повышение же осмотического давления при введении больших количеств солей приводит к перераспределению воды в тканях, к их общим и местным отёкам (в тяжёлых случаях называемым “водянкой”).

Осмотическое давление жидкостей организма обусловлено суммарной концентрацией растворённых в них веществ, как низкомолекулярных (органических и неорганических), так и высокомолекулярных. Вклад растворённых в плазме крови белков в её осмотическое давление называется онкотическим давлением. Оно обычно составляет 0,25 ¸ 0,4 атм и, несмотря на малую величину, играет значительную роль в регуляции диффузии воды из крови в прилегающие ткани и обратно.

Хотя в организме есть механизм, поддерживающий изоосмию, тем не менее, местные изменения осмотического давления (например, в случае введения в организм неизотонированных растворов при внутривенных вливаниях, при введении глазных капель и т. п.) могут вызывать отрицательные, часто необратимые явления.

В медицине и фармации растворы обычно считаются изотоническими, гипер - и гипотоническими по отношению к плазме крови. В организм человека и животных в лечебных целях можно вводить в больших количествах только изотонические растворы. При приготовлении изотонических инъекционных растворов следует чётко выдерживать концентрацию лекарственного вещества в соответствии с уравнением (7.4), или в качестве растворителя применять специальные изотонические растворы, часто называемые физиологическими растворами. Простейший из них - 0,9 %-ный (0,15 М) раствор хлорида натрия. Так как инъекционные и инфузионные растворы, глазные, ушные, носовые капли и другие жидкие лекарственные формы во многих случаях содержат более двух компонентов, при их приготовлении следует учитывать так называемую осмолярную концентрацию - суммарную молярную концентрацию всех компонентов раствора независимо от их природы. Если в состав раствора входят электролиты, при вычислении осмолярной концентрации следует учитывать вклад в осмотическое давление образующихся при диссоциации ионов, как будет показано далее при рассмотрении коллигативных свойств растворов электролитов.